Какие ионы в растворах проявляют свойства кислот или оснований

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое
pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.

Простым языком, кислота – это всё что с H, а основание – c OH. НО! Не всегда. Что бы отличать кислоту от основания
необходимо… запомнить их! Сожалею. Что бы хоть как то облегчить жизнь, три наших друга, Аррениус и Бренстед с
Лоури, придумали две теории, которые зовутся их именем.

Как металлы и неметаллы, кислоты и основания – это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот
и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу – это класс веществ, которые
в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H+. Основания Аррениуса в водном растворе образуют
анионы OH-. Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури
определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода). Основания,
соответственно, – это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория – теория Льюиса.
Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя
аддукты Льюиса (аддукт – это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).

В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать
протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила
справедливы для кислот и оснований.

Диссоциация

Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты – это распад
HCl на H+ и Cl-.

Свойства кислот и оснований

Кислоты, содержащие водород, в водном растворе выделяют катионы водорода. Основания, содержащие гидроксид-ион,
в водном растворе выделяют анион OH-.

Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.

При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется
газ.

Часто используемые кислоты:

H2O, H3O+, CH3CO2H, H2SO4,
HSO4−, HCl, CH3OH, NH3

Часто используемые основания:
OH−, H2O, CH3CO2−,
HSO4−, SO42−, Cl−

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H+ и анионы.
Пример сильной кислоты – соляная кислота HCl:

HCl(р-р) + H2O(ж) → H3O+(р-р) + Cl-(р-р)

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO3, H2SO4, HClO4

Список сильных кислот

HCl – соляная кислота
HBr – бромоводород
HI – йодоводород
HNO3 – азотная кислота
HClO4 – хлорная кислота
H2SO4 – серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

HF(р-р) + H2O(ж) → H3O+(р-р) + F-(р-р) –
в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
[H3O+]=[F-] < 0,01M для вещества 0,1М

Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов,
чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.

Список слабых кислот

HF фтороводородная
H3PO4 фосфорная
H2SO3 сернистая
H2S сероводородная
H2CO3 угольная
H2SiO3 кремниевая

Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

NaOH(р-р) + H2O ↔ NH4

К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены,
щёлочноземельные металлы) группы.

Список сильных оснований

NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
KOH гидроксид калия (едкое кали)
LiOH гидроксид лития
Ba(OH)2 гидроксид бария
Ca(OH)2 гидроксид кальция (гашеная известь)

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH-:

NH3 (р-р) + H2O ↔ NH+4 (р-р) + OH-(р-р)

Большинство слабых оснований – это анионы:

F-(р-р) + H2O ↔ HF(р-р) + OH-(р-р)

Список слабых оснований

Mg(OH)2 гидроксид магния
Fe(OH)2 гидроксид железа (II)
Zn(OH)2 гидроксид цинка
NH4OH гидроксид аммония
Fe(OH)3 гидроксид железа (III)

Реакции кислот и оснований

Сильная кислота и сильное основание

Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и
основания, результирующий раствор будет нейтральным.

Пример:
H3O+ + OH- ↔ 2H2O

Слабое основание и слабая кислота

Общий вид реакции:
Слабое основание(р-р) + H2O ↔ Слабая кислота(р-р) + OH-(р-р)

Сильное основание и слабая кислота

Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства
основания:

HX(р-р) + OH-(р-р) ↔ H2O + X-(р-р)

Сильная кислота и слабое основание

Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:

NH3 (р-р) + H+ ↔ NH4

Диссоциация воды

Диссоциация – это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от
равновесия, которое присутствует в воде:

H2O + H2O ↔ H3O+(р-р) + OH-(р-р)
Kc = [H3O+][OH-]/[H2O]2
Константа равновесия воды при t=25°: Kc = 1.83⋅10-6, также имеет место следующее
равенство: [H3O+][OH-] = 10-14, что называется константой
диссоциации воды. Для чистой воды [H3O+] = [OH-] = 10-7,
откуда -lg[H3O] = 7.0.

Данная величина (-lg[h3O]) называется pH – потенциал водорода. Если pH < 7, то вещество
имеет кислотные свойства, если pH > 7, то вещество имеет основные свойства.

Способы определения pH

Инструментальный метод

Специальный прибор pH-метр – устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический
сигнал.

Индикаторы

Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора,
используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.

Соль

Соль – это ионное соединение образованное катионом отличным от H+ и анионом отличным от O2-.
В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.

Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли, необходимо определить, какие ионы присутствуют
в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH:
не отдают ионы ни H+, ни OH- в воде. Например, Cl-, NO-3,
SO2-4, Li+, Na+, K+.

Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F-, CH3COO-,
CO2-3), катионов с щелочными свойствами не существует.

Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.

Буфферный раствор

Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного
основания, в основном состоят из:

Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота

Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание
с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:

Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
Ёмкость раствора – количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв
на pH раствора
Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор

Тест:

Источник

В настоящее время не существует однозначного определения понятий кислоты и основания, которое в равной степени можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых растворителях. Для характеристики электролитов в водных растворах в настоящее время можно использовать понятия кислоты и основания, данные Аррениусом.

Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как катионов водорода, так и гидроксид – ионов. К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других аммфотерных элементов, а так же аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Таким образом, свойства кислот обусловлены наличием в их растворах водород – ионов, а свойства оснований – присутствием в их растворах гидроксид – ионов. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов.

Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:

1. Молекула NH3+ не содержит иона ОН-, а молекула СО2- иона H+, однако в водном растворе первая проявляет свойства основания, а вторая – кислоты.

2. Безводный хлорид водорода, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.

3. Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, а в другом – как основания. Например, СН3СООН в воде – слабая кислота:

СН3СООH СН3СОО- + H+

а в жидком фториде водорода – основание:

НF + СН3СООH СН3СООH2+ + F-

Исследования подобного типа реакций, и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований.

Протонная теория кислот и оснований.

В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований.

Согласно этой теории:

– кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов;

– основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.

Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, т.к. в водном растворе он присоединяет протон:

СО32- + H+ HCO3-

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например HCl, H2SO4, H3PO4 и др.

H2SO4 H++ HSO4-

2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH4+ , Н3О+:

NH4+ NH3+Н+

3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO4-, H2PO4-, HPO42- и др.:

HSO4- H++ SO42-

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, NH3,Н2О, С2Н5ОН и др.:

NH3+Н+ NH4+

2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl-, СН3СОО-, ОН-:

СН3СОО-+Н+ СН3СООН

3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н2N−NH3+.

Растворители типа воды, жидкого аммиака, а так же анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорам и акцепторами протонов, являются амфолитами.

Например, в реакции Н2О + NH3 → ОН-+ NH4+ молекула воды отдает протон и является кислотой.

Однако в реакции Н2О+ HCl→ Н3О++Сl- молекула воды присоединят протон и является основанием. Таким образом, вода – типичный амфолит.

Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет или функцию кислоты или основания. Например, при растворении аммиака вода – кислота NH3+ Н2О NH4++ ОН- При растворении фторида водорода – основание HF+ Н2О F-+H3O+

Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н2О больше сродства к протону HF), а если оно меньше – как кислота (сродство к протону Н2О меньше сродства к протону NH3).

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:

I. (кислота)1 = (сопряженное основание)1 + Н+ т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание.

Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. (основание)2 + Н+ = (сопряженная кислота)2

Например, кислоте H2SO4 соответствует сопряженное основание HSO4-, а основанию Cl– сопряженная кислота НСl.

III. (кислота)1 + (основание)2 = (кислота)2 + (основание)1

Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.

Например:

HCl+ NH3 NH4++Cl-

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода, например галогенидам бора, алюминия, кремния и олова. Поэтому более общей является теория кислот и оснований Льюиса.

Теория Льюиса (электронная теория).

В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение.

Согласно этой теории:

– кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, – акцептор электронов;

– основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, – донор электронов.

По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи:

Cl3Br + : NH3 Cl3Br: NH3;

O3S + : OH2 O3S: OH2

В приведенных примерах в качестве кислоты выступают молекулы трихлорида брома и оксида серы (VI), а в качестве оснований – молекулы аммиака и воды.

Таким образом, теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные: реакцию аминов с галогенидом бора, комплексообразование.

К основаниям Льюиса относят галогенид – ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие соединения общей формулы R2CO (где R – органический радикал).

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Люйсу, как кислота.

Источник

Рис. 78. Прибор для сравнения силы различных кислот по скорости выделения водорода

В предыдущих параграфах мы познакомились с теорией электролитической диссоциации. Рассмотрим теперь в свете этой теории свойства тех веществ — кислот, оснований и солей, которые являются электролитами в водных растворах.

1. Кислоты. Как известно, для кислот характерны следующие свойства:

а) кислый вкус;

б) способность изменять цвета многих индикаторов, в частности окрашивать лакмус в красный цвет;

в) способность растворять некоторые металлы с выделением водорода;

г) способность взаимодействовать с основаниями, с образованием солей.

Все эти свойства кислоты проявляют только в растворах, и притом почти исключительно в водных растворах. Так, например, сухой хлористый водород или раствор его в бензоле совсем не обладает кислотными свойствами, даже не окрашивает лакмусовую бумажку в красный цвет, а раствор его в воде — соляная кислота — одна из наиболее типичных кислот; точно так же безводная серная кислота совершенно не действует на цинк при обыкновенной температуре, тогда как ее водный раствор энергично реагирует с цинком, выделяя водород.

Но в водных растворах, как мы теперь знаем, присутствуют не молекулы кислот, а главным образом свободные ионы. Понятно, что и свойства таких растворов должны зависеть от свойств отдельных ионов, а не целых молекул.

Так как при диссоциации любой кислоты обязательно образуются водородные ионы, то все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны приписать водородным ионам, или, точнее, ионам гидроксония. Это они окрашивают лакмус в красный цвет, они вступают в реакцию с металлами, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением водородных ионов, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием ионов водорода и не дающие никаких других положительно заряженных ионов. Последнее добавление необходимо потому, что некоторые кислые соли, как, например, КН2РО4, NaHSО4, также отщепляют в водных растворах ионы водорода, но наряду с ними образуют и положительно заряженные ионы металлов .

Кислоты, у которых ярко проявляются перечисленные выше свойства, называются сильные и кислотами. Так как носителями кислотных свойств являются ионы водорода, то, конечно, кислота будет тем сильнее, чем больше концентрация ионов водорода в ее растворе при данном разбавлении, т. е. чем лучше кислота диссоциирует. Сильными являются, например, соляная и азотная кислоты, которые, вероятно, диссоциированы целиком, но вследствие электрического взаимодействия между ионами их кажущаяся степень диссоциации в 0,1н. растворе равна примерно 92%. Наоборот, такие кислоты, степень диссоциации которых не велика, как, например, уксусная, угольная и др., считаются слабыми.

Таким образом, мерой силы кислот служит степень их диссоциации.

Осиле кислот можно судить по различным реакциям. В качестве примера укажем на скорость выделения водорода из различных кислот при взаимодействии их с металлами.

Произведем следующий опыт. Нальем в три маленькие колбочки нормальные растворы соляной, фосфорной и уксусной кислот. Бросив в колбочки по одинаковому кусочку цинка или магния, быстро закупорим их пробками с газоотводными трубками, концы которых подведены под отверстия бюреток, опрокинутых в ванну с водой (рис. 78).

Быстрее всего водород выделяется из соляной кислоты, значительно медленнее из фосфорной и очень медленно из уксусной. Таким образом, если судить о силе кислот по скорости выделения водорода, то наиболее сильной из взятых кислот оказывается соляная, а наименее сильной — уксусная, что вполне согласуется со степенью их диссоциации.

Различие в силе кислот по мере разбавления их растворов водой постепенно сглаживается, так как с увеличением разбавления степень диссоциации всех электролитов растет, приближаясь степень диссоциации и концентрация водородных ионов в растворах HCl к 100%. При очень большом разбавлении все кислоты и основания диссоциированы почти нацело, т. е. одинаково сильны. Отсюда не следует, однако, делать вывода, что чем более разбавлена кислота, тем энергичнее она действует. Дело в том, что действие кислоты определяется концентрацией находящихся в ее растворе ионов водорода, которая, в свою очередь, зависит как от степени диссоциации, так и от общей концентрации кислоты. Хотя с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается, но общая концентрация кислоты уменьшается, и притом обыкновенно быстрее, чем растет первая. Поэтому в разбавленных растворах концентрация водородных ионов всегда меньше, чем в концентрированных. В сказанном легко убедиться хотя бы на примере соляной кислоты (табл. 13).

2. Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) своеобразным «мыльным» вкусом;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты, например окрашивать лакмус в синий цвет;

в) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей.

Так как общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксильных ионов, то ясно, что носителем щелочных свойств является ион гидроксила. Поэтому с точки зрения ионной теории основания — это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с отщеплением гидроксильных ионов .

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от степени их диссоциации. Наиболее сильные основания — едкий натр и едкое кали, которые в водных растворах, вероятно, диссоциируют полностью, хотя кажущаяся степень их диссоциации в0,1 н. растворах составляет около 90%. Большинство оснований являются слабыми электролитами.

3. Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от ионов гидроксила. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не

Концентрация НCl

Степень диссоциации в %

Концентрация водородных ионов

в г-ион/л

10 н.

1 н.

0,1 н.

1,2

0,78

0,092

обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциированы, и тем лучше, чем меньше валентность образующих соль ионов.

91 93 94

Вы читаете, статья на тему Свойства кислот, оснований и солей

Источник